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A.3 Energia Em Reações Química
A energia é a capacidade de um sistema para realizar trabalho. Ela não se cria e não se
perde mas se transforma. Muitas reação química são usadas somente para obter energia. Os
exemplos mais importantes envolvem a ingestão de alimentos, que os seres vivos usam para
obter energia, e a utilização de combustiveis, cujo consumo é determinante para a qualidade de
vida de populações humanas.
A.3.1Reação de Oxidação Redução
Reações de oxirredução ocorrem devido à transferência de elétrons entre os reagentes,
ocorrendo si-multaneamente um processo de oxidação e um de redução.
 No processo de oxidação, por envolver perda de elétrons, há aumento do valor relativo da
carga elétrica
 No processo de redução, por envolver ganho de elétrons, há diminuição do valor relativo
da carga elétrica
A combustão da glicose é uma delas, está ligada á respiração e é traduzida pela equação
C6H12O6(s)+6O2(g) 6CO2(g)+6H2O(l)
3.1.1 Pilhas e Baterias
As pilhas e as baterias são exemplos de dispositivos que funcionam com base na
transformação de energia química em energia eléctrica. Nos dias de hoje, a vida não se imagina
sem estes dispositivos: as lanternas, os telemóveis, os brinquedos e até os carros híbridos ou
totalmente movidos com energia elétrica. A primeira pilha foi criada entre 1745-1827, por
Alessandro Volta, na Italia as pesquisas e estudos realizados por Galvani influenciaram Volta,
que após mais estudos e pesquisas, desenvolveu um dispositivo formado por prata e zinco ou
prata e chumbo ou prata e estanho ou por cobre e estanho.
Você sabe o que ocorre dentro de uma pilha?
As pilhas podem ser pequenas, mas estão longe de possuir uma estrutura simples. As
pilhas são células eletroquímicas com um desenho complexo. A energia química se converte em
energia elétrica por meio de uma reação de redução-oxidação. Esse processo ocorre nas três
partes mais importante da pilha: o ânodo, o cátodo e o eletrólito.
2
Analisemos o Que se Passa Nesta Pilha:
 Ânodo ( polo negativo ) – ocorre a semi reação de oxidação, representada pela equação:
Zn(s) Zn(aq) + 2e-
2+
 Cátodo (polo positivo) – ocorre a semi reação de redução, representada pela equação:
2+
Cu(aq) + 2e- Cu(s)
A reação global é traduzida por uma equação que é a soma destas duas equações das
semireações:
Zn(s) + Cu Zn2+(aq) + Cu(s)
2+
(aq)
Representação Simbólica da Células Galvânicas
Para representar uma células Galvânica há uma simbologia própria para o caso da célula
da figura 3 é seguinte:
Cátodo : polo positivo, redução
Zn(s) Zn( aq) Cu (aq) Cu(s)
2+ 2+0 0
Ponte Salina
Ânodo : polo negativo, oxidação
As pilhas Comerciais Mais Comuns São de Dois Tipos:
 Descartáveis: pilhas que, uma vez descarregadas, não podem ser recarregadas e têm de
ser eliminadas.
 Recarregáveis: podem ser recarregadas, se forem ligadas com dispositivos próprios a uma
corrente elétrica, o que permite a sua reutilização
 As pilhas descartáveis incluem as pilhas Salinas, as pilhas alcalinas e as pilhas de botão
 As pilhas têm sempre um polo positive e um polo negativo
I. Pilhas Salinas
Também se chamam pilhas secas de carbon-zinco ou pilha de MnO2-Zn, São muitos
utilizadas em commando á distância, brinquedos, calculadores e lanternasA pilha seca de
carbono zinco foi uma das mais usadas no século XX, Estas pilhas têm, inicialmente, uma tensão
de 1,5 V, que vai diminuendo durante o seu funcionamento. O invólucro exterior de zinco
deteriora-se rapidamente e liberta liquid para o exterior. Por esta razão, quando não se pretende
usar os equipamentos, estas pilhas não devem ser deixadas dentro deles.A energia elétrica que
este tipo de pilhas fornece deve-se á reação química que ocorre no seu interior:
3
Cátodo (redução):
Zn(aq)
2+
+ 2eÂnodo (oxidção): Zn(s)
2MnO2(s)+ H2O(l)+2e Mn2O3(aq)+
+
H2O(l)
2NH (aq)
+
2NH3(s)
+
++2MnO2(s)+ Mn2O3(s)++2NH (aq)
+
Zn(s) Zn (s)
2+
2NH3(g)
4
4
II. Pilhas Alcalinas
São outra versão de pilha seca, em que em vez do solido NH4Cl contêm KOH ou NaOH
num gelA reação que ocorre numa pilha alcalina pode ser traduzida pela equação química:
Zn(aq)
2+
+ 2e
Cátodo (redução):
Ânodo (oxidção): Zn(s)
+ + 2e +
+
+ ++
Ag2O(s) H2O(l) 2Ag(s)
Ag2O(s) Zn(s) H2O(l) 2Ag(s) Zn(OH)2(aq)
2OH-
(aq)
Zn(s)+
Algumas vantagens das pilhas alcalinas em relação ás pilhas Salinas:
 Apresetam uma tensão de 1,54V;
 Duram mais tempo, em media;
 Funcionam melhor a temperaturas baixas;
 Não vertem liquido para o exterior
III.Pilhas de Botão
As pilhas de botão são pilhas muito pequenas usadas, por exemplo, em relógios de pulso,
calculadoras e outros aparelhos pequenos.Existem pilhas de botão de vários tamanhos e tipos.
Podem se pilhas de mercúrio, de óxido de prata ou de dioxide de manganês.Na pilha de mercúrio
o ânodo é uma amálgama de Zn e Hg, o cátodo é uma pasta de óxido de mercúrio (II) ligada a
um botão de aço e o electrólito é uma pasta de ZnO e KOH. O recipiente que contém a pilha é do
aço inoxidável. A reação que ocorre numa pilha de mercúrio pode ser traduzida pela equação
química:
+
Cátodo (redução):
+ 2eÂnodo (oxidção): Zn(s)
+ +2e +
+
++
H2O(l)
Zn(s)
2OH-
(aq)
2OH
_
(aq) ZnO(s)+H2O(l)
HgO(s) Hg(l)
HgO(s) ZnO(s) Hg(l)
A pilha de óxido de prata, apesar de cara (porque contém prata), substituiu a de mercúrio.
Isto porque tem avantagem de não ser poluente e de a sua tensão (1, 5 V) se manter estável
4
durante um longo periodo de tempo de utilização. Por isso, utilize-se em implantes medicos,
como pacemakers e próteses auditivas, em relógios, calculadores e máquinas fotográficas
A reacção que ocorre numa pilha de óxido de prata pode ser traduzida pela equação química:
Cátodo (redução):
Zn(aq)
2+
+ 2eÂnodo (oxidção): Zn(s)
+ + 2e +
++ ++
Ag2O(s) H2O(l) 2Ag(s)
Ag2O(s) Zn(s) H2O(l) 2Ag(s) Zn(OH)2(aq)
2OH-
(aq)
As pilhas de litio-manganês existem no Mercado, como não recarregáveis e como
recarregáveis.Têm a vantage de, teoricamente armazenar uma carga eléctrica elevada por
quillograma. Num dos tipos mais comuns, um dos pólos é de dioxide de manganês e outro é de
grafite, numa rede em que há catiões de litio. A baterai é um dispositivo eletroquímico que
permite armazenar energia química para posteriormente se converter em energia elétrica.
IV. Acumulador de Chunbo
Actualmente, estas baterias são constituídas por um conjunto de seis elementos de pilha
de 2V cada ligados em série, perfazendo a força electro motriz (f.e.m) de 12 VCada elemento de
pilha tem um elétrodo de chumbo e outro de chunbo coberto com óxido de chumbo. Estas placas
estão mergulhadas numa solução diluida de ácido sulfurico, que é o eletrólito.A reação global
que ocorre durante a carga de bacteria, ou seja, quando esta fornece corrente eléctrica, é:
+
+
H2O(l)
+
Cátodo (redução):
+ 2eÂnodo (oxidção):
+ + 2e+
+++
+Pb(s) HSO4
_
(aq) PbSO4(s) H+
(aq)
PbO2(s) PbSO4(s)HSO4
_
(aq) 3H+
(aq)
Pb(s) HSO
_
4(aq) 2H+
(aq) 2PbSO4(s) 2H2O(l)
O estado de carga da bateria pode ser analisado a concentração ou a densidade da solução
de ácido sulfurico. A concentração deste componente vai recarga contenhoH2SO4 baterai cerca 1,
25 g/ml até 1, 30 g/ml,diminuido até 1, 20 g/ml baterai H2SO4 precisa recarga.
A reação que ocorre na recarga é a inversa da que ocorre na descarga, ou seja:
+
Cátodo (redução):
+
+
++
Ânodo (oxidção): +
+
2e+
+
+ +
+
2H2O(l)
PbSO4(s) H
+
(aq)
2e Pb(s) HSO (aq)4
_
PbSO4(s) 2H2O(l) PbO2(s) HSO (aq)4
_
3H+
(aq)
2PbSO4(s) Pb(s) PbO2(s) HSO (aq)4
_
2H+
(aq)
5
V. Baterias de Iões Litio
As baterias com iões de lítio vieram substituir as e lítio metálico, pois este oxide-se
facilmente: reage violentamente com água, inflama-se, etc. depois de se registarem acidentes
com a sua utilização em telemóveis, a pilha recarregável de lítio foi retirada do Mercado. A
substituição foi feita com os chamados compostos de intercalação. Estes são formados por
sólidos cristalinos entre os quais existe grafite em que se integra lítio atomico, KOH, MnO2,
Mn(OH)3 e C. equação Química:
Li (s)
0
Li+(não têm solvente áqua) KOH(pasta salina) MnO2, Mn(OH)3, C
6
3.1.2 Conceito de Oxidação e de Redução
1. Oxidação é processo que resulta na perda de um ou mais electrons pelas substância
(átomos, ions, ou moléculas)
 Seu estado de oxidação alfra-se para valores mais positivas
2. Redução é processo que resulta em ganho de um ou mais electrons pelas substâncias
(átomos, ions ou moléculas)
 Seu estudo de oxidação atinge valores mais negativas.
 Agente oxidante é aquele que aceita electrons e é reduzido durante o processo
 Agente redutor é aquele que perde electrons e que se oxide no processo
a. Oxidação é o aumento do número de oxidação
+Fe0(s) O2(g) Fe2O3(s)
Fe= +2 Fe= +3
aumenta = 1
Mg = 0
O2(g) 2 MgO(s)2 Mg(s) +
Mg = +2
aumenta = 2
b. Redução é a diminuição do número de oxidação.
+Fe(s) O2(g) Fe2O3(s)
O= o O= -2
Reduz = 2
+4NH3(g) +5 O2(g) +H2O(l) O2(g)4NO (g)2
N = +5 N = +4Reduz = 1
Posteriormente, estes conceitos foram alterados, após a descoberta dos eletrões, chegou-
se á conclusão de que as reação de oxidação-redução envolvem a transferência de eletrões de
uma espécie química para outra actualmente, diz-se:
Uma espécie oxide-se quando perde eletrões;
Uma espécie reduz-se quando ganha eletrões
Contudo, a redução não são atos independents, isto é, uma espécie não não se pode oxidar
se uma outra não se reduzir
Voltando ao exemplo do óxido de magnésio
Quando um átomo de magnésio se
Oxida, perde dois electrões:
Mg +
?
Mas se ocorre uma oxidação, qual o
Agente que a produz?
Essa oxidação pode ser produzida por
um átomo de oxigénio da molécula de
oxigénio, que ganha dois eletrões, ou
seja o oxigénio reduz-se
O2 +
Mg2+ 2 e-
4 -e 2 O
2-
Os eletrões, como qualquer material, não são criados nem destruídos numa reação
7
química. Assim, a oxidação e a redução têm de estar associadas e o número de eletrões perdidos
por uma espécie tem que ser igual ao número de eletrões ganhos por outras.
No anterior exemplo pode dizer-se que:
 magnésio é oxidado e é o agente redutor, pois provoca a redução
 O oxigénio é reduzido e é o agente oxidante, pois provoca a oxidação
Em geral, pode dizer-se que:
Numa redução, há ganho de eletrões;
Numa oxidação, há perda de eletrões;
Numa reação de oxidação-redução, há transferência de eletrões da espécie que se oxide, ou
redutor, para a espécie que se reduz, ou oxidante
3.1.3 Número de Oxidação e Estado de Oxidação
Para um dado elemento, se um átomo perder total, ou parcialmente, eletrões transforma-
se num ião positive, ou seja oxide-se.
Para o mesmo element, se um outro átomo ganhar eletrões transforma-se num ião
negative, ou seja, reduz-se.
Um dado elemento pode, assim, aparecer em vários estados de oxidação indicados pelo
chamado número de oxidação.
Número de oxidação de um elemento, numa dada espécie química, é a carga que um
átomo desse elemento adquiriria se os eletrões, em cada ligação, fossem atribuídos ao átomo do
elemento mais eletronegativo. Assim, o número de oxidação é positivo se neste exercício
corresponder a electrões perdidos. Inversamento, é negativo se no mesmo exercício corresponder
a eletrões ganhos.
Existem algumas regras para determinar o número de oxidação (n.o) dos elementos
em substância elementarese em substância compostas:
O número de oxidação de um elemento em substância elementares, por exemplo He, O,
O2, Na, Ca, P4, é zero; em compostos iónicos constituidos por iões mononucleares, os numerous
de oxidação coincide com as cargas dos iões
Exemplo
Composto CaO NaCl MgI2
ião Ca2+
O2-
Na+
Cl-
Mg2+
I-
carga +2 -2 +1 -1 +2 -1
n.o +2 -2 +1 -1 +2 -1
8
Na generalidade dos compostos o hidrogénio apresenta o número de oxidação +1; esta
regra não se aplica a hidretos nestes o hidrogénio é o elemento mais element mais eletronegativo
e apresenta o número de oxidação -1.
Exemplo
Composto HCl H2S
Elemento H Cl H S
n.o +1 -1 +1 -2
Composto LiH-hidreto de lítio MgH2-hidreto de magnésio
Elemento Li H Mg H
n.o +1 -1 +2 -1
Na generalidade dos compostos o oxigénio apresenta número de oxidação -2; esta regra
não se aplica a peroxides, porque nestes o oxigénio apresenta o número de oxidação -1
Composto H2O Na2O
elemento H O Na O
n.o +1 -2 +1 -2
Composto H2O2 – peroxido de hidrogénio Na2O2- peroxido de sódio
elemento H O Na O
n.o +1 -1 +1 -1
A soma algébrica dos numerous de oxidação de todos os elementos numa molécula de
um composto molecular é iqual a zero; para compostos iónicos e para cada tipo de ião (catião ou
anião), essa soma é igual á carga desse tipo ião
Exemplo
Em CO2, pode determinar-se o número de oxidação do carbon C, por:
n.o (C) + 2 x n.o (O) = 0
n.o (C) + 2 x (-2) = 0
n.o (C) - 4 = 0
n.o (C) = + 4
em NH4
+
, pode determinar-se o número de oxidação do netrogénio, N, por:
n.o (N)+ 4 x n.o( H) = 1
n.o (N) + 4 = 1
n.o (N) + 4 x 1 = 1
n.o (N) = 1- 4
n.o (N) = - 3
Para qualquer reação de oxidação redução, podemos analisar como varia o número de oxidação
(n.o.) de cada elemento
9
Exemplo
+4Fe(s) 3O2(g) 2Fe2O3(s)
00 +3 -2
n.o.(O): 0
0
-2
+3n.o.(Fe):
4 NH3(g)+5 O2(g) 4 NO(g)+6 H2O(g) n.o.(O): 0
-3
-2
+2n.o.(N):-3 +1 0 +2 -2 +1 -2
Pode concluir se que:
Oxidação corresponde a perda de eletrões por um element numa reação e, por consequência,
ocorre um aumento número de oxidação desse elementos
+4Fe(s) 3O2(g) 2Fe2O3(s)
00 +3 -2
oxidação
redução
equação A
O ferro Fe, sofreu oxidação, pois perdeu 3 e-
( o seu n.o. various e 0 para +3). O oxigénio, O,
sofreu redução, pois ganhou 2 e-
( o seu n.o. various de O para -2).
equação B4 NH3(g)+5 O2(g) 4 NO(g)+6 H2O(g)
-3 +1 0 +2 -2 +1 -2
redução
Oxidação
O nitrogénio, N, sofreu oxidação, pois o seu n.o. various de -3 para +2. Oxigénio, o sofreu
redução, pois o seu n.o. various de 0 para -2
Recapitulando
Agente redutor é a espécie química que provoca a redução, portanto perde eletrões oxidando se.
assim, o agente redutor é a espécie que contém o elemento que sofre oxidação ( perda de
eletrões).
Agente oxidante é a espécie química que provoca a oxidação, portanto ganha eletrões reduzindo
se. assim, o agente oxidante é a espécie que contem o elemento que sofre redução (ganho de
eletrões).
Assim:
Na equação A Agente redotor: Fe Agente oxidante: O2
Na equação B Agente redutor: NH3 Agente oxidante: O2
10
Para reações de oxidação-redução, nas equação acertadas o número total de eletrões
perdidos pelo elemento que sofre oxidação (∆ n.o.) é sempre igual ao total de eletrões recebidos
pelo elemento que sofre redução (∆ n.o.).
3.1.5 Utilização Racional de Pilhas e Baterias: Reduzir, Reutilizar e Reciclar
Um dos maiores problemas das pilhas e baterias recarregáveis está na diminuição de
capacidade provocada por caregamentos inadequandos
Pilhas de níquel-cádmio (Ni-Cd)- estão sujeitas ao chamado efeito de memória, embora
de uma forma menos acentuada ainda 20% da carga, nas próximas recargas só usará 80%. Este
efeito não é tão acentuado se, na primera vez que se usa, se fizer uma carga completa seguida de
uma descarga total. Depois, há que ter o cuidado de as descarregar totalmente, pelo menos de vez
em quando
Pilhas de níquel-hidreto metálico (Ni-MH)- sofrem também efeito de memória, embora
de uma forma menos acentuada que as de níquel-cádmio.
Pilhas de iões litio (ião-Li)- não têm efeito de memória e, ao contrario dos outros tipos de
pilhas, não devem ser totalmente descarregadas, pois isso diminui a sua duração. Se a pilha ou
bateria não for usada durante algum tempo, é melhor não a guarder sem carga, pois isso afetara a
sua duração
Pilhas descartaveis –não devem ser recarregadas, pois podem exploder ! apesar de a
recarga ser teoricamente possivel, a energia acumulada esgotar-se-ia rapidamente
Eis algumas regras úteis na utilização de pilhas:
 Utilizar pilhas alcalinas em aparelhos de alto consume e utilização constant, como a
máquina fotográfica, máquina de barbear, ou brinquedos;
 Compra pilhas para usar no prazo de um ano, sobretudo as pilhas de zinco e carbon e as
pilhas alcalinas, pois vão perdendo carga mesmo quando não são usadas;
 As pilhas recarregáveis não devem sofre grandes variações de temperature, por exemplo,
ficando no interior de um automóvel ao sol, pois isso afeta a sua capacidade de carga;
 Tem em conta que as pilhas descartáveis apresentam uma tensãode 1,5 V, mas as pilhas
recarregáveis têm apenas 1,2 V, pelo que alguns aparelhos não funcionam bem com estas
pilhas

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Conceito de oxidação e de redução

  • 1. 1 A.3 Energia Em Reações Química A energia é a capacidade de um sistema para realizar trabalho. Ela não se cria e não se perde mas se transforma. Muitas reação química são usadas somente para obter energia. Os exemplos mais importantes envolvem a ingestão de alimentos, que os seres vivos usam para obter energia, e a utilização de combustiveis, cujo consumo é determinante para a qualidade de vida de populações humanas. A.3.1Reação de Oxidação Redução Reações de oxirredução ocorrem devido à transferência de elétrons entre os reagentes, ocorrendo si-multaneamente um processo de oxidação e um de redução.  No processo de oxidação, por envolver perda de elétrons, há aumento do valor relativo da carga elétrica  No processo de redução, por envolver ganho de elétrons, há diminuição do valor relativo da carga elétrica A combustão da glicose é uma delas, está ligada á respiração e é traduzida pela equação C6H12O6(s)+6O2(g) 6CO2(g)+6H2O(l) 3.1.1 Pilhas e Baterias As pilhas e as baterias são exemplos de dispositivos que funcionam com base na transformação de energia química em energia eléctrica. Nos dias de hoje, a vida não se imagina sem estes dispositivos: as lanternas, os telemóveis, os brinquedos e até os carros híbridos ou totalmente movidos com energia elétrica. A primeira pilha foi criada entre 1745-1827, por Alessandro Volta, na Italia as pesquisas e estudos realizados por Galvani influenciaram Volta, que após mais estudos e pesquisas, desenvolveu um dispositivo formado por prata e zinco ou prata e chumbo ou prata e estanho ou por cobre e estanho. Você sabe o que ocorre dentro de uma pilha? As pilhas podem ser pequenas, mas estão longe de possuir uma estrutura simples. As pilhas são células eletroquímicas com um desenho complexo. A energia química se converte em energia elétrica por meio de uma reação de redução-oxidação. Esse processo ocorre nas três partes mais importante da pilha: o ânodo, o cátodo e o eletrólito.
  • 2. 2 Analisemos o Que se Passa Nesta Pilha:  Ânodo ( polo negativo ) – ocorre a semi reação de oxidação, representada pela equação: Zn(s) Zn(aq) + 2e- 2+  Cátodo (polo positivo) – ocorre a semi reação de redução, representada pela equação: 2+ Cu(aq) + 2e- Cu(s) A reação global é traduzida por uma equação que é a soma destas duas equações das semireações: Zn(s) + Cu Zn2+(aq) + Cu(s) 2+ (aq) Representação Simbólica da Células Galvânicas Para representar uma células Galvânica há uma simbologia própria para o caso da célula da figura 3 é seguinte: Cátodo : polo positivo, redução Zn(s) Zn( aq) Cu (aq) Cu(s) 2+ 2+0 0 Ponte Salina Ânodo : polo negativo, oxidação As pilhas Comerciais Mais Comuns São de Dois Tipos:  Descartáveis: pilhas que, uma vez descarregadas, não podem ser recarregadas e têm de ser eliminadas.  Recarregáveis: podem ser recarregadas, se forem ligadas com dispositivos próprios a uma corrente elétrica, o que permite a sua reutilização  As pilhas descartáveis incluem as pilhas Salinas, as pilhas alcalinas e as pilhas de botão  As pilhas têm sempre um polo positive e um polo negativo I. Pilhas Salinas Também se chamam pilhas secas de carbon-zinco ou pilha de MnO2-Zn, São muitos utilizadas em commando á distância, brinquedos, calculadores e lanternasA pilha seca de carbono zinco foi uma das mais usadas no século XX, Estas pilhas têm, inicialmente, uma tensão de 1,5 V, que vai diminuendo durante o seu funcionamento. O invólucro exterior de zinco deteriora-se rapidamente e liberta liquid para o exterior. Por esta razão, quando não se pretende usar os equipamentos, estas pilhas não devem ser deixadas dentro deles.A energia elétrica que este tipo de pilhas fornece deve-se á reação química que ocorre no seu interior:
  • 3. 3 Cátodo (redução): Zn(aq) 2+ + 2eÂnodo (oxidção): Zn(s) 2MnO2(s)+ H2O(l)+2e Mn2O3(aq)+ + H2O(l) 2NH (aq) + 2NH3(s) + ++2MnO2(s)+ Mn2O3(s)++2NH (aq) + Zn(s) Zn (s) 2+ 2NH3(g) 4 4 II. Pilhas Alcalinas São outra versão de pilha seca, em que em vez do solido NH4Cl contêm KOH ou NaOH num gelA reação que ocorre numa pilha alcalina pode ser traduzida pela equação química: Zn(aq) 2+ + 2e Cátodo (redução): Ânodo (oxidção): Zn(s) + + 2e + + + ++ Ag2O(s) H2O(l) 2Ag(s) Ag2O(s) Zn(s) H2O(l) 2Ag(s) Zn(OH)2(aq) 2OH- (aq) Zn(s)+ Algumas vantagens das pilhas alcalinas em relação ás pilhas Salinas:  Apresetam uma tensão de 1,54V;  Duram mais tempo, em media;  Funcionam melhor a temperaturas baixas;  Não vertem liquido para o exterior III.Pilhas de Botão As pilhas de botão são pilhas muito pequenas usadas, por exemplo, em relógios de pulso, calculadoras e outros aparelhos pequenos.Existem pilhas de botão de vários tamanhos e tipos. Podem se pilhas de mercúrio, de óxido de prata ou de dioxide de manganês.Na pilha de mercúrio o ânodo é uma amálgama de Zn e Hg, o cátodo é uma pasta de óxido de mercúrio (II) ligada a um botão de aço e o electrólito é uma pasta de ZnO e KOH. O recipiente que contém a pilha é do aço inoxidável. A reação que ocorre numa pilha de mercúrio pode ser traduzida pela equação química: + Cátodo (redução): + 2eÂnodo (oxidção): Zn(s) + +2e + + ++ H2O(l) Zn(s) 2OH- (aq) 2OH _ (aq) ZnO(s)+H2O(l) HgO(s) Hg(l) HgO(s) ZnO(s) Hg(l) A pilha de óxido de prata, apesar de cara (porque contém prata), substituiu a de mercúrio. Isto porque tem avantagem de não ser poluente e de a sua tensão (1, 5 V) se manter estável
  • 4. 4 durante um longo periodo de tempo de utilização. Por isso, utilize-se em implantes medicos, como pacemakers e próteses auditivas, em relógios, calculadores e máquinas fotográficas A reacção que ocorre numa pilha de óxido de prata pode ser traduzida pela equação química: Cátodo (redução): Zn(aq) 2+ + 2eÂnodo (oxidção): Zn(s) + + 2e + ++ ++ Ag2O(s) H2O(l) 2Ag(s) Ag2O(s) Zn(s) H2O(l) 2Ag(s) Zn(OH)2(aq) 2OH- (aq) As pilhas de litio-manganês existem no Mercado, como não recarregáveis e como recarregáveis.Têm a vantage de, teoricamente armazenar uma carga eléctrica elevada por quillograma. Num dos tipos mais comuns, um dos pólos é de dioxide de manganês e outro é de grafite, numa rede em que há catiões de litio. A baterai é um dispositivo eletroquímico que permite armazenar energia química para posteriormente se converter em energia elétrica. IV. Acumulador de Chunbo Actualmente, estas baterias são constituídas por um conjunto de seis elementos de pilha de 2V cada ligados em série, perfazendo a força electro motriz (f.e.m) de 12 VCada elemento de pilha tem um elétrodo de chumbo e outro de chunbo coberto com óxido de chumbo. Estas placas estão mergulhadas numa solução diluida de ácido sulfurico, que é o eletrólito.A reação global que ocorre durante a carga de bacteria, ou seja, quando esta fornece corrente eléctrica, é: + + H2O(l) + Cátodo (redução): + 2eÂnodo (oxidção): + + 2e+ +++ +Pb(s) HSO4 _ (aq) PbSO4(s) H+ (aq) PbO2(s) PbSO4(s)HSO4 _ (aq) 3H+ (aq) Pb(s) HSO _ 4(aq) 2H+ (aq) 2PbSO4(s) 2H2O(l) O estado de carga da bateria pode ser analisado a concentração ou a densidade da solução de ácido sulfurico. A concentração deste componente vai recarga contenhoH2SO4 baterai cerca 1, 25 g/ml até 1, 30 g/ml,diminuido até 1, 20 g/ml baterai H2SO4 precisa recarga. A reação que ocorre na recarga é a inversa da que ocorre na descarga, ou seja: + Cátodo (redução): + + ++ Ânodo (oxidção): + + 2e+ + + + + 2H2O(l) PbSO4(s) H + (aq) 2e Pb(s) HSO (aq)4 _ PbSO4(s) 2H2O(l) PbO2(s) HSO (aq)4 _ 3H+ (aq) 2PbSO4(s) Pb(s) PbO2(s) HSO (aq)4 _ 2H+ (aq)
  • 5. 5 V. Baterias de Iões Litio As baterias com iões de lítio vieram substituir as e lítio metálico, pois este oxide-se facilmente: reage violentamente com água, inflama-se, etc. depois de se registarem acidentes com a sua utilização em telemóveis, a pilha recarregável de lítio foi retirada do Mercado. A substituição foi feita com os chamados compostos de intercalação. Estes são formados por sólidos cristalinos entre os quais existe grafite em que se integra lítio atomico, KOH, MnO2, Mn(OH)3 e C. equação Química: Li (s) 0 Li+(não têm solvente áqua) KOH(pasta salina) MnO2, Mn(OH)3, C
  • 6. 6 3.1.2 Conceito de Oxidação e de Redução 1. Oxidação é processo que resulta na perda de um ou mais electrons pelas substância (átomos, ions, ou moléculas)  Seu estado de oxidação alfra-se para valores mais positivas 2. Redução é processo que resulta em ganho de um ou mais electrons pelas substâncias (átomos, ions ou moléculas)  Seu estudo de oxidação atinge valores mais negativas.  Agente oxidante é aquele que aceita electrons e é reduzido durante o processo  Agente redutor é aquele que perde electrons e que se oxide no processo a. Oxidação é o aumento do número de oxidação +Fe0(s) O2(g) Fe2O3(s) Fe= +2 Fe= +3 aumenta = 1 Mg = 0 O2(g) 2 MgO(s)2 Mg(s) + Mg = +2 aumenta = 2 b. Redução é a diminuição do número de oxidação. +Fe(s) O2(g) Fe2O3(s) O= o O= -2 Reduz = 2 +4NH3(g) +5 O2(g) +H2O(l) O2(g)4NO (g)2 N = +5 N = +4Reduz = 1 Posteriormente, estes conceitos foram alterados, após a descoberta dos eletrões, chegou- se á conclusão de que as reação de oxidação-redução envolvem a transferência de eletrões de uma espécie química para outra actualmente, diz-se: Uma espécie oxide-se quando perde eletrões; Uma espécie reduz-se quando ganha eletrões Contudo, a redução não são atos independents, isto é, uma espécie não não se pode oxidar se uma outra não se reduzir Voltando ao exemplo do óxido de magnésio Quando um átomo de magnésio se Oxida, perde dois electrões: Mg + ? Mas se ocorre uma oxidação, qual o Agente que a produz? Essa oxidação pode ser produzida por um átomo de oxigénio da molécula de oxigénio, que ganha dois eletrões, ou seja o oxigénio reduz-se O2 + Mg2+ 2 e- 4 -e 2 O 2- Os eletrões, como qualquer material, não são criados nem destruídos numa reação
  • 7. 7 química. Assim, a oxidação e a redução têm de estar associadas e o número de eletrões perdidos por uma espécie tem que ser igual ao número de eletrões ganhos por outras. No anterior exemplo pode dizer-se que:  magnésio é oxidado e é o agente redutor, pois provoca a redução  O oxigénio é reduzido e é o agente oxidante, pois provoca a oxidação Em geral, pode dizer-se que: Numa redução, há ganho de eletrões; Numa oxidação, há perda de eletrões; Numa reação de oxidação-redução, há transferência de eletrões da espécie que se oxide, ou redutor, para a espécie que se reduz, ou oxidante 3.1.3 Número de Oxidação e Estado de Oxidação Para um dado elemento, se um átomo perder total, ou parcialmente, eletrões transforma- se num ião positive, ou seja oxide-se. Para o mesmo element, se um outro átomo ganhar eletrões transforma-se num ião negative, ou seja, reduz-se. Um dado elemento pode, assim, aparecer em vários estados de oxidação indicados pelo chamado número de oxidação. Número de oxidação de um elemento, numa dada espécie química, é a carga que um átomo desse elemento adquiriria se os eletrões, em cada ligação, fossem atribuídos ao átomo do elemento mais eletronegativo. Assim, o número de oxidação é positivo se neste exercício corresponder a electrões perdidos. Inversamento, é negativo se no mesmo exercício corresponder a eletrões ganhos. Existem algumas regras para determinar o número de oxidação (n.o) dos elementos em substância elementarese em substância compostas: O número de oxidação de um elemento em substância elementares, por exemplo He, O, O2, Na, Ca, P4, é zero; em compostos iónicos constituidos por iões mononucleares, os numerous de oxidação coincide com as cargas dos iões Exemplo Composto CaO NaCl MgI2 ião Ca2+ O2- Na+ Cl- Mg2+ I- carga +2 -2 +1 -1 +2 -1 n.o +2 -2 +1 -1 +2 -1
  • 8. 8 Na generalidade dos compostos o hidrogénio apresenta o número de oxidação +1; esta regra não se aplica a hidretos nestes o hidrogénio é o elemento mais element mais eletronegativo e apresenta o número de oxidação -1. Exemplo Composto HCl H2S Elemento H Cl H S n.o +1 -1 +1 -2 Composto LiH-hidreto de lítio MgH2-hidreto de magnésio Elemento Li H Mg H n.o +1 -1 +2 -1 Na generalidade dos compostos o oxigénio apresenta número de oxidação -2; esta regra não se aplica a peroxides, porque nestes o oxigénio apresenta o número de oxidação -1 Composto H2O Na2O elemento H O Na O n.o +1 -2 +1 -2 Composto H2O2 – peroxido de hidrogénio Na2O2- peroxido de sódio elemento H O Na O n.o +1 -1 +1 -1 A soma algébrica dos numerous de oxidação de todos os elementos numa molécula de um composto molecular é iqual a zero; para compostos iónicos e para cada tipo de ião (catião ou anião), essa soma é igual á carga desse tipo ião Exemplo Em CO2, pode determinar-se o número de oxidação do carbon C, por: n.o (C) + 2 x n.o (O) = 0 n.o (C) + 2 x (-2) = 0 n.o (C) - 4 = 0 n.o (C) = + 4 em NH4 + , pode determinar-se o número de oxidação do netrogénio, N, por: n.o (N)+ 4 x n.o( H) = 1 n.o (N) + 4 = 1 n.o (N) + 4 x 1 = 1 n.o (N) = 1- 4 n.o (N) = - 3 Para qualquer reação de oxidação redução, podemos analisar como varia o número de oxidação (n.o.) de cada elemento
  • 9. 9 Exemplo +4Fe(s) 3O2(g) 2Fe2O3(s) 00 +3 -2 n.o.(O): 0 0 -2 +3n.o.(Fe): 4 NH3(g)+5 O2(g) 4 NO(g)+6 H2O(g) n.o.(O): 0 -3 -2 +2n.o.(N):-3 +1 0 +2 -2 +1 -2 Pode concluir se que: Oxidação corresponde a perda de eletrões por um element numa reação e, por consequência, ocorre um aumento número de oxidação desse elementos +4Fe(s) 3O2(g) 2Fe2O3(s) 00 +3 -2 oxidação redução equação A O ferro Fe, sofreu oxidação, pois perdeu 3 e- ( o seu n.o. various e 0 para +3). O oxigénio, O, sofreu redução, pois ganhou 2 e- ( o seu n.o. various de O para -2). equação B4 NH3(g)+5 O2(g) 4 NO(g)+6 H2O(g) -3 +1 0 +2 -2 +1 -2 redução Oxidação O nitrogénio, N, sofreu oxidação, pois o seu n.o. various de -3 para +2. Oxigénio, o sofreu redução, pois o seu n.o. various de 0 para -2 Recapitulando Agente redutor é a espécie química que provoca a redução, portanto perde eletrões oxidando se. assim, o agente redutor é a espécie que contém o elemento que sofre oxidação ( perda de eletrões). Agente oxidante é a espécie química que provoca a oxidação, portanto ganha eletrões reduzindo se. assim, o agente oxidante é a espécie que contem o elemento que sofre redução (ganho de eletrões). Assim: Na equação A Agente redotor: Fe Agente oxidante: O2 Na equação B Agente redutor: NH3 Agente oxidante: O2
  • 10. 10 Para reações de oxidação-redução, nas equação acertadas o número total de eletrões perdidos pelo elemento que sofre oxidação (∆ n.o.) é sempre igual ao total de eletrões recebidos pelo elemento que sofre redução (∆ n.o.). 3.1.5 Utilização Racional de Pilhas e Baterias: Reduzir, Reutilizar e Reciclar Um dos maiores problemas das pilhas e baterias recarregáveis está na diminuição de capacidade provocada por caregamentos inadequandos Pilhas de níquel-cádmio (Ni-Cd)- estão sujeitas ao chamado efeito de memória, embora de uma forma menos acentuada ainda 20% da carga, nas próximas recargas só usará 80%. Este efeito não é tão acentuado se, na primera vez que se usa, se fizer uma carga completa seguida de uma descarga total. Depois, há que ter o cuidado de as descarregar totalmente, pelo menos de vez em quando Pilhas de níquel-hidreto metálico (Ni-MH)- sofrem também efeito de memória, embora de uma forma menos acentuada que as de níquel-cádmio. Pilhas de iões litio (ião-Li)- não têm efeito de memória e, ao contrario dos outros tipos de pilhas, não devem ser totalmente descarregadas, pois isso diminui a sua duração. Se a pilha ou bateria não for usada durante algum tempo, é melhor não a guarder sem carga, pois isso afetara a sua duração Pilhas descartaveis –não devem ser recarregadas, pois podem exploder ! apesar de a recarga ser teoricamente possivel, a energia acumulada esgotar-se-ia rapidamente Eis algumas regras úteis na utilização de pilhas:  Utilizar pilhas alcalinas em aparelhos de alto consume e utilização constant, como a máquina fotográfica, máquina de barbear, ou brinquedos;  Compra pilhas para usar no prazo de um ano, sobretudo as pilhas de zinco e carbon e as pilhas alcalinas, pois vão perdendo carga mesmo quando não são usadas;  As pilhas recarregáveis não devem sofre grandes variações de temperature, por exemplo, ficando no interior de um automóvel ao sol, pois isso afeta a sua capacidade de carga;  Tem em conta que as pilhas descartáveis apresentam uma tensãode 1,5 V, mas as pilhas recarregáveis têm apenas 1,2 V, pelo que alguns aparelhos não funcionam bem com estas pilhas